2025届高三高考化学二轮复习 微专题练习 化学反应原理

2025届高三高考化学二轮复习微专题练习 化学反应原理 1.[2024·黑龙江大庆质检] 氮元素在地球上含量丰富,氮及其化合物在工农业生产和生活中有着重要作用,氮氧化物也是主要的大气污染物。回答下列问题: (1)已知在催化剂的作用下,NH3与NOx反应生成无污染气体: ①2NO(g)+O2(g)2NO2(g)　ΔH1 ②4NH3(g)+6NO(g)5N2(g)+6H2O(l)　ΔH2 ③8NH3(g)+6NO2(g)7N2(g)+12H2O(l)　ΔH3 则④4NH3(g)+3O2(g)2N2(g)+6H2O(l)　ΔH4=　　　　　　(用含ΔH1、ΔH2、ΔH3的代数式表示)。实验室可用氯化铵与消石灰反应制备少量NH3:2NH4Cl(s)+Ca(OH)2(s)CaCl2(s)+2NH3(g)+2H2O(g)　ΔH>0,该反应在　　　　(填“高温”“低温”或“任何温度”)下能自发进行。  (2)在催化剂作用下,CO也能将NOx转化为无毒清洁物质,恒温条件下,将一定量的CO与NO2气体通入恒容密闭容器中,发生反应2NO2(g)+4CO(g)N2(g)+4CO2(g)。下列可判断反应达到平衡的是 　　　　(填标号)。  A.混合气体的密度保持不变 B.c(CO2)∶c(N2)=4∶1 C.容器内总压强不再改变 D.v消耗(NO2)=v消耗(CO2) (3)汽车尾气中含有较多的CO和NO,在催化剂作用下,发生反应2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g)。实验测得:v正=k正·c2(CO)·c2(NO),v逆=k逆·c(N2)·c2(CO2)(k正、k逆分别为正、逆反应的速率常数,只与温度有关)。某温度下,在容积为2 L的恒容密闭容器中充入1.6 mol CO和1 mol NO,当反应达到平衡时,NO的转化率为80%,则: ①k正∶k逆=　　　　。  ②平衡时体系压强为p kPa,Kp为用分压表示的平衡常数(分压=总压×物质的量分数),则平衡常数Kp=　　　(用含p的式子表示)kPa-1。  2.[2024·湖北武汉华师一附中模拟] H2和CH3OH都是重要的能源物质,CO2催化加氢合成甲醇是一种有效利用氢气且减少温室气体CO2排放的方法。 (1)通过计算机分析,我们可从势能图认识CO2加氢制甲醇在不同催化条件下存在的两种反应路径,如图所示,下列说法正确的是　 。  A.甲酸盐路径的决速步是HCOO*+H*H2COO* B.不考虑H3COH*,两种路径中产生的含碳中间体种类均有5种 C.该反应的活化能Ea正<Ea逆 D.催化剂相同,使用不同的载体也可改变反应历程 (2)CO2催化加氢合成甲醇的过程中会发生副反应。 副反应Ⅰ:CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)　ΔH1=+41.2 kJ·mol-1 副反应Ⅱ:2CO2(g)+6H2(g)CH3OCH3(g)+3H2O(g)　ΔH2=-122.5 kJ·mol-1 主反应为CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH3=-49.5 kJ·mol-1 CH3OH的选择性=×100% CO2的转化率=×100% ①一定条件下,在固定容积的容器中通入1 mol CO2和3 mol H2发生上述反应,初始压强为p,达到平衡时,容器中CH3OH的物质的量为a mol,CH3OCH3物质的量为b mol,H2的转化率为α,则CH3OH的选择性为　 。  主反应的平衡常数Kp为　　　　　　　　　(用平衡分压代替平衡浓度,分压=总压×物质的量分数)。  ②控制CO2和H2初始投料比为1∶3时,温度对CO2平衡转化率及甲醇和CO的产率的影响如图所示,则在250 ℃以上,升高温度CO2的转化率增大,但甲醇的产率降低,原因是 　 。为增大CH3OH的产率,可采用的方法是　　　　　　　　　　　　　(填一项即可)。  (3)在一定条件下,选择合适的催化剂只进行反应CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g),控制CO2和H2初始投料比为1∶1时,在不同温度T1、T2、T3,达到平衡后,CO2的转化率分别为50%、60%、75%,已知反应速率v=v正-v逆=k正x(CO2)x(H2)-k逆x(CO)x(H2O),k正、k逆分别为正、逆反应速率常数,x为物质的量分数。k正-k逆最大的是温度　　　　(填“T1”“T2”或“T3”,下同),v逆最大的是　　　　。  3.[2024·吉林长春质检] 氮和碳及其化合物在工农业生产、环境等方面有重要应用和影响。 回答下列问题: (1)燃料在汽车发动机中燃烧时会产生污染环境的CO、NOx,加装三元催化转化器可使汽车尾气中的CO、NOx转化为无毒物质。 已知:Ⅰ.N2(g)+O2(g)2NO(g)　 ΔH1=+183 kJ·mol-1 Ⅱ.CO(g)+O2(g)CO2(g)　 ΔH2=-283 kJ·mol-1 Ⅲ.2CO(g)+2NO(g)2CO2(g)+N2(g)　ΔH3 ①反应Ⅲ对应的ΔH3=　　　　kJ·mol-1,该反应能自发进行的条件是 　　　　(填“低温”“高温”或“任意温度”)。  ②向某绝热恒容密闭容器内充入一定量的NO和CO,发生反应Ⅲ。下列能说明该反应达到平衡状态的是　　　　(填标号)。  A.容器内气体的密度不再改变 B.容器内气体的温度不再改变 C.v(CO)=2v(N2) D.容器内气体的平均摩尔质量不再改变 ③向三个容积均为2 L的恒容密闭容器中分别通入1 mol CO和1 mol NO,发生上述反应Ⅲ,a、b、c三组实验的反应温度分别记为Ta、Tb、Tc。恒温恒容条件下各反应体系压强的变化如图所示。则平衡常数Ka、Kb、Kc由大到小的顺序是　　　　　　　　　　;实验b中,0~20 min内,CO分压的平均变化率为　　　　kPa·min-1,该反应的分压平衡常数Kp=　　　　　　　　kPa-1(以分压表示,分压=总压×物质的量分数)。  (2)汽车三元催化剂中含有铂(Pt)、钯(Pd)、铑(Rh)等贵金属元素。其中Rh形成的晶体,其晶胞结构如图所示。设NA为阿伏伽德罗常数的值,该晶体的密度为ρ g·cm-3。 ①该晶体中Rh的配位数为　　　　。  ②距离最近的两个Rh原子的核间距为　　　　 nm(列出计算式)。  4.为促进碳中和,科研工作者利用化学链技术将CO2转化为燃料CO,回答下列问题: (1)化学链技术分为两个过程: 过程一:还原器中,低价态金属氧化物(FeO,Ce2O3、NbO2)载氧体将CO2还原为CO,选用FeO作还原剂时,可能发生的反应有 反应Ⅰ:3FeO(s)+CO2(g)Fe3O4(s)+CO(g)　ΔH1=-9.8 kJ·mol-1 反应Ⅱ:6FeO(s)+CO2(g)2Fe3O4(s)+C(s)　ΔH2=-189.0 kJ·mol-1 反应Ⅲ:C(s)+CO2(g)2CO(g)　ΔH3 根据盖斯定理,计算ΔH3=　　　　 kJ·mol-1。  过程二:再生反应器中,可能发生以下两种路径(仅表示转化过程): 直接再生:MOyMOx+O2 间接再生:MOy+CMOx+CO 压强为101 kPa下,不同金属氧化物直接再生路径和间接再生路径的ΔG随温度变化如图甲和图乙所示,则在研究温度内,直接再生路径不可行的主要原因是 　。  (2)间接再生时,化学平衡常数随温度变化见图丙,则间接再生反应均为　　　　(填“吸热”或“放热”)反应,根据图丙,化学链技术将CO2还原为CO的最优载氧体系为Fe3O4/FeO,其主要原因是　 。  (3)为确定过程一的最佳反应温度,在还原器中按n(FeO)∶n(CO2)=3∶1投料,达平衡时各组分的物质的量如图丁所示。 1 结合(1)中过程一的反应分析,800 ℃之前,n(CO)随温度升高而增大的原因是  　。  2 800 ℃之后的高温条件下,n(CO2)和n(CO)趋于稳定,说明温度对反应Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ的平衡影响不大,但n(FeO)仍在增大,则主要发生反应的化学方程式为  　　　　　　　　。  ③800 ℃达平衡时,容器内总压强为p kPa, n(CO2)=0.66 mol,n(CO)=0.33 mol,则消碳反应C(s)+CO2(g)2CO(g)的平衡常数Kp=　　　　 kPa(以平衡分压代替平衡浓度,分压=总压×物质的量分数)。  参考答案 1.(1)3ΔH1+ΔH3-ΔH2　高温　(2)C　(3)①20　② [解析] (1)根据盖斯定律,3×①+③-②得4NH3(g)+3O2(g)2N2(g)+6H2O(l),ΔH4=3ΔH1+ΔH3-ΔH2;ΔG=ΔH-TΔS<0反应自发进行,该反应中ΔH>0,ΔS>0,因此高温下反应自发进行。 (2)各物质均为气体,恒容条件下,密度为恒定值,不能判断,A项错误;由于方程式中N2与CO2的化学计量数之比为1∶4关系,故生成浓度满足c(CO2)∶c(N2)=4∶1,与是否平衡无关,不能判断,B项错误;由于反应前后气体分子数不相等,当压强为一定值时,可判断达到平衡,C项正确;NO2消耗速率属于正反应速率,CO2消耗速率是逆反应速率,当正逆反应速率之比等于化学计量数之比,即=, v消耗(NO2)=v消耗(CO2)时反应未达平衡,D项错误。 (3)①　　　　2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g) 起始/mol　　　1　　　 1.6　　　　0　　　 0 变化/mol　　 0.8　　　0.8　　　 0.4　　 0.8 平衡/mol　　 0.2　　　0.8　　　 0.4　　 0.8 当反应达到平衡时,正逆反应速率相等,v正=v逆,则k正·c2(CO)·c2(NO)=k逆·c(N2)·c2(CO2),===20。②分压=总压×物质的量分数,平衡时气体总物质的量为(0.8+0.4+0.8+0.2) mol=2.2 mol,Kp=== kPa-1。 2.(1)ABCD　(2)①×100% 　②250 ℃以上,温度升高,反应Ⅰ的平衡正向移动,反应Ⅱ的平衡逆向移动,但温度对反应Ⅰ的平衡影响更大　增大压强;不改变投料比,增大反应物浓度　(3)T3　T3 [解析] (1)活化能越大,反应越慢,最慢反应步骤为决速步,甲酸盐路径中HCOO*+H*H2COO*是决速步,A正确;不考虑H3COH*,根据图示,两种路径中产生的含碳中间体种类均有5种,B正确;该反应反应物总能量高于生成物总能量,为放热反应,活化能Ea正<Ea逆,C正确;催化剂相同,使用不同的载体也可改变反应历程,D正确。 (2)①当生成甲醇a mol时,主反应消耗a mol CO2和3a mol H2,当生成b mol二甲醚时,副反应Ⅱ消耗2b mol CO2和 6b mol H2,此时氢气转化率为α,共消耗3α mol H2,则副反应Ⅰ消耗(3α-3a-6b) mol H2、消耗(3α-3a-6b) mol CO2,此时共消耗n(CO2)消耗=n[CO2(Ⅰ)]+n[CO2(Ⅱ)]+n[CO2(主反应)]=(3α-3a-6b) mol+2b mol+a mol=(3α-2a-4b) mol,甲醇的选择性为×100%,平衡时n(CO2)=1-n(CO2)消耗=(1+2a+4b-3α) mol,n(H2)=(3-3α) mol,n(CO)=n[CO2(Ⅰ)]=(3α-3a-6b) mol,n(H2O)=n[H2O(Ⅰ)]+n[H2O(Ⅱ)]+n[H2O(主反应)]=n(CO)+3n(CH3OCH3)+n(CH3OH)=(3α-3a-6b+3b+a) mol=(3α-2a-3b) mol,n总=n(CO2)+n(H2)+n(CO)+n(H2O)+n(CH3OCH3)+n(CH3OH)=(4-2a-4b) mol(也可根据差值法或原子守恒求解),根据pV=nRT,此时=,p平=,所以主反应的Kp===。 (3)温度升高,CO2转化率增大,在不同温度T1、T2、T3,达到平衡后,CO2的转化率分别为50%、60%、75%,则说明T1<T2<T3,k正、k逆分别为正、逆反应速率常数,温度升高,v正、v逆均增大,平衡正向移动,k正-k逆增大,故k正-k逆最大的是温度T3,v逆最大的是T3。 3.(1)①-749　低温　②BD　③Ka=Kb>Kc　2　 (2)①12　②×107 [解析] (1)①由盖斯定律可知,2×Ⅱ-Ⅰ即可得到2CO(g)+2NO(g)2CO2(g)+N2(g)　ΔH3=2ΔH2-ΔH1=-749 kJ·mol-1,该反应是气体分子数减小的反应,ΔS<0,当ΔH-TΔS<0时,反应能自发进行,则该反应在低温下能够自发进行。②该反应过程中气体总质量和总体积都不变,气体密度是定值,当容器内气体的密度不再改变时,不能说明反应达到平衡,A不符合题意;该反应是放热反应,在绝热恒容密闭容器内进行,温度一直上升,当容器内气体的温度不再改变时,能说明反应达到平衡,B符合题意;v(CO)=2v(N2)时,不能说明正逆反应速率相等,不能说明反应达到平衡,C不符合题意;该反应过程中气体总质量不变,总物质的量减小,则容器内气体的平均摩尔质量增大,当容器内气体的平均摩尔质量不变时,说明反应达到平衡,D符合题意。③恒温恒容条件发生反应Ⅲ,气体的压强之比等于气体的物质的量之比,随着反应的进行,平衡时各容器内压强:pa=pb<pc,说明平衡时气体的总物质的量:na=nb<nc,即平衡时CO的转化率:a=b>c,则平衡常数:Ka=Kb>Kc;实验b中,发生反应Ⅲ,2CO(g)+2NO(g)2CO2(g)+N2(g),0~20 min内,体系压强从160 kPa减少到140 kPa,减小的压强为生成氮气的分压,即Δp(N2)=20 kPa,所以转化的CO的分压|Δp(CO)|=2Δp(N2)=40 kPa,起始总压为160 kPa,CO和NO的物质的量之比为1∶1,即CO的起始分压为80 kPa,所以CO分压的平均变化率为=2 kPa·min-1,列出三段式如下: 2CO(g)+2NO(g)2CO2(g)+N2(g) 起始/kPa　 80　　　80　　　　 0　　　 0 转化/kPa　 40　　　40　　　　 40　　　20 平衡/kPa　 40　　　40　　　　 40　　　20 Kp== kPa-1。 (2)①由晶胞结构可知,以顶角Rh为例,共用该顶角的3个面心处的Rh与之距离最近,该顶角为8个晶胞共用,每个面心Rh为2个晶胞共用,晶体中Rh的配位数为12。 ②晶胞中Rh原子的个数为8×+6×=4,该晶胞的质量为 g,体积V= cm3,晶胞的边长a= cm,两个Rh原子的最近核间距为晶胞面对角线长度的,为cm=×107 nm。 4.(1)+169.4　直接再生路径的ΔG均大于0,反应不自发 (2)吸热　在相同温度下,Fe3O4/FeO载氧体系参与反应时,平衡常数最大(Fe3O4/FeO载氧体系成本较低)　(3)①反应Ⅰ为放热反应,反应Ⅲ为吸热反应,温度升高促进平衡Ⅰ逆向移动、平衡Ⅲ正向移动,800 ℃之前,温度对反应Ⅲ的影响程度大于反应Ⅰ　②Fe+Fe3O44FeO　③ [解析] (1)反应Ⅰ:3FeO(s)+CO2(g)Fe3O4(s)+CO(g)　ΔH1=-9.8 kJ·mol-1 反应Ⅱ:6FeO(s)+CO2(g)2Fe3O4(s)+C(s)　ΔH2=-189.0 kJ·mol-1 根据盖斯定律,由2×①-②得反应Ⅲ:C(s)+CO2(g)2CO(g)　ΔH3=ΔH1-ΔH2=2×(-9.8 kJ·mol-1)-(-189.0 kJ·mol-1)=+169.4 kJ·mol-1;甲图中,直接再生路径的ΔG均大于0,反应不自发,故在研究温度内,直接再生路径不可行。 (2)间接再生时,化学平衡常数随温度变化见图丙,随着温度的升高,ln K增大,则K增大,说明升高温度平衡正向移动,正反应为吸热反应,则间接再生反应均为吸热反应;根据图丙,化学链技术将CO2还原为CO的最优载氧体系为Fe3O4/FeO,其主要原因是在相同温度下,Fe3O4/FeO载氧体系参与反应时,平衡常数最大(Fe3O4/FeO载氧体系成本较低)。 (3)①反应Ⅰ为放热反应,反应Ⅲ为吸热反应,温度升高促进平衡Ⅰ逆向移动、平衡Ⅲ正向移动,800 ℃之前,温度对反应Ⅲ的影响程度大于反应Ⅰ,故n(CO)随温度升高而增大;②800 ℃之后的高温条件下,n(CO2)和n(CO)趋于稳定,说明温度对反应Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ的平衡影响不大,则气体浓度几乎保持不变,但n(FeO)仍在增大,则只能固体物质在参与反应,结合铁的氧化物中铁的价态可知,主要发生反应的化学方程式为Fe+Fe3O44FeO;③800 ℃达平衡时,容器内总压强为p kPa,n(CO2)=0.66 mol,n(CO)=0.33 mol,则消碳反应C(s)+CO2(g)2CO(g)的平衡常数Kp== kPa。 学科网（北京）股份有限公司 $$